O documento discute geometria molecular, que é o estudo da distribuição espacial dos átomos em uma molécula. As ligações químicas formam ângulos específicos que determinam a geometria da molécula. As principais geometrias são linear, angular, trigonal plana, piramidal e tetraédrica.

1. GEOMETRIA MOLECULAR

2. GEOMETRIA MOLECULAR
É o estudo de como os átomos
estão distribuídos espacialmente em
uma molécula.
Os átomos quando efetuam uma
determinada ligação química
formam ângulos entre si adotando
uma determinada geometria para a
molécula produzida.

3. GEOMETRIA MOLECULAR
Depende dos átomos que a compõem.
As principais classificações são: linear,
angular, trigonal plana, piramidal e
tetraédrica.
Para se determinar a geometria de uma
molécula, é preciso conhecer a teoria da
repulsão dos pares eletrônicos da
camada de valência.

4. AS FORMAS GEOMÉTRICAS
1)Linear: é estabelecida por moléculas
diatômicas e triatômicas que não
possuem elétrons livres no átomo
central. Ex.: H-Cl, H – Be – H, etc.

5. 2)Angular: é estabelecida por moléculas
triatômicas que possuem dois vetores
de ligações químicas e elétrons livres
no átomo central. Ex.: H2O, H2S, etc.

6. 3)Trigonal plana: é estabelecida por
moléculas tetratômicas que possuem
três vetores de ligações e não possuem
elétrons livres no átomo central. Ex.: BH3,
HCHO.

7. 4) Piramidal: é estabelecida por moléculas
tetratômicas que possuem três vetores
de ligações e contam com elétrons livres
no átomo central. Ex.: NH3, PCl3, etc.

8. 5)Tetraédrica: é estabelecida por
moléculas pentatômicas que possuem
quatro vetores de ligações. Ex.: CH4, NH4
+
,
etc

9. Relacione corretamente

10. Eletronegatividade é a capacidade que um
átomo tem de atrair para si o par eletrônico
que ele compartilha com outro átomo em
uma ligação covalente.

11. LIGAÇÕES APOLARES E LIGAÇÕES POLARES
Ligações apolares: são as que apresentam
diferença de eletronegatividade igual a zero
(ou muito próximo de zero). Exemplos:

12. Ligações polares: são as que apresentam
diferença de eletronegatividade diferente de
zero. Exemplos:

13. Agora é importante salientar o seguinte:
quando essa diferença ultrapassa o valor 1,7,
a atração exercida por um dos átomos sobre o
par eletrônico é tão grande que a ligação
covalente se “rompe”, tornando-se uma
ligação iônica. Exemplos:

15. • Moléculas polares e moléculas apolares
Molécula
polar
Molécula
apolar

16. SOLUBILIDADE
• Substância polar tende a se
dissolver em outra
substância polar e
substância apolar tende a
se dissolver em outra
substância apolar. Ou, de
uma forma mais resumida,
“semelhante dissolve
semelhante”.

18. FORÇAS (OU LIGAÇÕES) INTERMOLECULARES
As ligações intermoleculares (dipolo-dipolo, ligações
de hidrogênio e forças de Van der Waals ou forças de
London) que ocorrem entre as moléculas são mais
fracas e responsáveis pelas propriedades físicas das
substâncias.
Forças (ou ligações) dipolo-dipolo: Quando
uma molécula é polar, como, por exemplo,
HCl, ela apresenta uma extremidade mais
eletropositiva e outra mais eletronegativa:

19.  Ligações por pontes de hidrogênio: Um caso
extremo de atração dipolo-dipolo ocorre
quando temos o hidrogênio ligado a átomos
pequenos e fortemente eletronegativos,
especialmente o flúor, o oxigênio e o
nitrogênio.

20. Tensão superficial

21. Forças (ou ligações) de Van der Waals (ou de
London)
Moléculas apolares, como H2, F2, Cl2, O2, CO2,
CCl4 etc., apresentam interações de Van der
Waals que são interações fracas.

22. 2)